Ácidos y bases presentan características opuestas. Las teorías iniciales definían ácidos como sustancias con hidrógeno y bases como sustancias con hidroxilo, pero la teoría de Brønsted-Lowry establece que los ácidos ceden protones y las bases los aceptan. Esta teoría más satisfactoria no requiere de un medio acuoso y explica por qué los ácidos y bases fuertes desplazan a los débiles.

1. Ácidos y bases
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características
opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que
se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo
hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto
jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base,
tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se
forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH,
producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O + Na2SO4
Primeras teorías
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico
inglés Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que,
disueltos en agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la
corriente eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el
químico alemán Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias químicas que
contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones
hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo,
Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un
exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH-⇋H2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el
concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base
a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se
refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones
ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Teoria de Bronsted-Lowry
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes
Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece
que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las
bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno
en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa
como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de
agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base⇋NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido
fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base
fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición
por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con
Base (2)
Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el
Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se

2. convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un
equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá
lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo,
HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua
formando un ion hidronio:
HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl,
Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.Al contrario, el
fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un
protón al agua:
HF + H2O⇋H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que
F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry
también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede
reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en
presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un
ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como
el amoníaco):
NH3 + H2O⇋NH4+ + OH-

3. 11. Fuerza de los ácidos y de las bases
La Fuerza de un ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus moléculas s e
disocia en el protón H+ y en el anión correspondiente cuando se disuelve en agua.
Según la cantidad de iones que formen, los ácidos pueden clasificarse de la siguiente
manera :
Ácidos fuertes
Los ácidos fuerte, llamados también electrolitos fuertes, son aquellos que en
disolución acuosa se disocian por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una
cantidad de iones de H+.
Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la mayoría de los metales y producen
graves quemaduras en la piel
Ácidos Fuertes Fórmula
A. perclórico HClO4
A. sulfúrico H2SO4
A. Yodhídrico HI
A. Bromhídrico HBr
A. Clorhídrico HCl
A. Nítrico HNO3
Ácidos débiles
Los ácidos débiles son ácidos que en la solución acuosa no disocian por completo, es
decir, que liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones H+. Son ácidos débiles
el ácido acético (Vinagre), el ácido fosfórico y todos los ácidos orgánicos
El ácido acético es un buen ejemplo de ácido débil, porque en una disolución acuosa
1ama se ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y 99,5% permanece como
moléculas.
Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo mismo que su concentración.
La concentración, es la cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de la
disolución; en cambio la fuerza es la disolución de sus moléculas en iones.
Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos son importantes para determinar
el tipo d reacción que un ácido puede llevar a cabo, así como cuánto daño puede hacer
a las células del organismo.
Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y el sulfúrico, causan severos daños a
la piel, ojos y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los ácidos
débiles en bajas concentraciones, como el vinagre , no suelen ser peligrosos pero

4. podrían llegar a serlo : le mismo ácido acético concentrado causa quemaduras y
provoca irritación en el tuvo respiratorio si se inhala sus vapores.
Las bases también pueden clasificarse como débiles y fuertes, según la cantidad de
iones que liberan en una solución
Bases Fuertes
Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes, son aquellas capaces de
disociarse totalmente en iones de Hidróxido
Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los grupos alcalinos y alcalinotérreos forman
bases fuerte.
Las base fuerte, aún en bajas concentraciones resultan ser muy corrosivas y dañinas
para los tejidos, animales y vegetales.
Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que puede encontrase con frecuencia
en los hogares) es ALTERNAMENTE REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la
limpieza de las tuberías atascadas por diversos residuos. Este producto debe
manejarse con cuidad, porque puede producir quemaduras en la piel.
Bases Fuertes Formulas
Hidróxido de Litio LiOH
Hidróxido de sodio NaOH
Hidróxido de potasio KOH
Hidróxido de calcio Ca (OH)2
Hidróxido de estroncio Sr(OH)2
Hidróxido de bario Ba (OH)2
Hidróxido de magnesio Mg (OH)2
Bases Débiles
Base débiles son sustancias que en disolución acuosa no se disocian por ejemplo en
sus iones. Por ejemplo, el amoniaco es una base débil, porque en una solución acuosa
1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones de amonio y iones de OH Y cerca
de 99,5% permanece intacto
Otras bases son el hidróxido de aluminio y el hidróxido férrico
La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican como débiles, pero por ese motivo
no dejan de ser importantes. La mayor parte de las reacciones químicas en los seres
vivos se producen se producen entre ácidos y bases débiles, de allí la gran importancia
de su comportamiento.

5. Las bases débiles concentradas también deben manejarse con cuidado, pues resultan
dañinas y hasta venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución acuosa se
conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto con el aire libre libera gas amoniaco
con gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e irrita ojos y mucosa.
Ácidos y bases corrientes
NOMBRE FÓRMULA PRESENTE EN
Ácidos
Ácido acético HC2H3O2 Vinagre
Ácido acetilsalicílico HC9H7O4 Aspirina
Ácido ascórbico H2C6H6O6 Vitamina C
Ácido cítrico H3C6H5O7 Jugo de limón y de otros cítricos
Ácido clorhídrico HCI Jugos gástricos
(líquidos digestivos del estómago)
Ácido sulfúrico H2SO4 Pilas
Bases
Amoníaco NH3 Limpiadores domésticos
(solución acuosa)
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 Cal apagada
(utilizada en construcción)
Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Lechada de magnesio
(antiácido y laxante)
Hidróxido de potasio (también KOH Jabón suave
llamado potasa cáustica)
Hidróxido de sodio NaOH Limpiadores de tuberías y hornos
12. Bibliografía

6. Paginas de internet : www.google.com
www.altavista.com
Libro TERRA QUÍMICA
Enciclopedia ENCARTA 2003
LA GRAN ENCICLOPEDIA DE LAS CIENCIAS editorial Planeta

7. ACIDOS Y BASES
Ácidos y bases, dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas.
Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de
determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. Las bases
tienen sabor amargo, colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina
una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de
neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así,
el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOHð2H2O + Na2SO4
Primeras teorías
Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases parten de 1834, cuando el físico inglés
Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales eran electrólitos por lo que, disueltos en
agua se disocian en partículas con carga o iones que pueden conducir la corriente eléctrica. En
1884, el químico sueco Svante Arrhenius (y más tarde el químico alemán Wilhelm Ostwald)
definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua
producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el
agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en
agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH-ðH2O
La teoría de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de
ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que
contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones
acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en
ausencia de agua.
Teoría de Brønsted-Lowry
Una teoría más satisfactoria es la que formularon en 1923 el químico danés Johannes
Brønsted y, paralelamente, el químico británico Thomas Lowry. Esta teoría establece que los
ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias
capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se
necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución
acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y
dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + baseðNH2- + base + H+
ACIDOS Y BASES DE Brønsted y Lowry
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte
desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra
débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En
forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2)ðÁcido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1)
se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su
ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede
desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que

8. se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque
transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2OðH3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una
base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con
facilidad un protón al agua:
HF + H2OðH3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF
es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de Brønsted y Lowry también explica que
el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos
como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte
que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el
agua:
HCl + H2OðH3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el
amoníaco):
NH3 + H2OðNH4+ + OH-
Medida de la fuerza de ácidos o bases
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al
agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada
por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de
ácido-base según la cantidad de H3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la
cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH,
y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la
concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una
disolución acuosa:
pH = -log [H3O+]
pOH = -log [OH-]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+]
aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del
agua pura también es de 7,0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.
El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en
la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos
son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios
pares de electrones. Esta teoría también tiene la ventaja de que es válida con disolventes
distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados.
Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de
electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
ACIDOS Y BASES SEGÚN ARRENIUS.
Arrhenius, Svante August (1859-1927), químico sueco que ayudó a fijar las bases de la
química moderna. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró

9. el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las
disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la
disociación electrolítica. Esta teoría mantiene que en las disoluciones electrolíticas, los
compuestos químicos disueltos, se disocian en iones. Arrhenius también sostuvo que el grado
de disociación aumenta con el grado de dilución de la disolución, una hipótesis que
posteriormente resultó ser cierta sólo para los electrolitos débiles. Inicialmente se creyó que
esta teoría era errónea y le aprobaron la tesis con la mínima calificación posible. Sin embargo,
más tarde, la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius fue generalmente aceptada y
finalmente se convirtió en una de las piedras angulares de la química física y la electroquímica
modernas.
En 1889, Arrhenius también observó que la velocidad de las reacciones químicas aumenta
notablemente con la temperatura, en una relación proporcional a la concentración de
moléculas activadas. Arrhenius fue catedrático de Química de la Universidad de Estocolmo en
1895 y director del Instituto Nobel de Química y Física en 1905. Sus galardones y premios
incluyen el Premio Nobel de Química en 1903. Escribió obras sobre química física y biológica,
electroquímica y astronomía. En este último campo destacó por su idea de que la vida en la
Tierra se originó por esporas vivas trasladadas a través del espacio por la presión de la luz.
ACIDOS Y BASES SEGUN LEWIS.
Lewis, Gilbert Newton (1875-1946), químico estadounidense, célebre por su teoría de la
interpretación del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las
universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde
1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts
desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la
Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la física teórica, sobre todo al estudio de
la termodinámica química. Desarrolló una teoría sobre la atracción y valencia químicas con el
químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la estructura atómica de las
sustancias, conocida como teoría Langmuir-Lewis .También se le conoce por su trabajo sobre
la teoría de las disoluciones y la aplicación de los principios de la termodinámica a los
problemas químicos..
INSTITUTO TECNOLOGICO DE PUEBLA
MATERIA: Química.
UNIDAD IV: Ácidos y Bases.
ESPECIALIDAD: Ingenieria Industrial
"Ácidos y bases", Enciclopedia Microsoft® Encarta® 99. © 1993-1998 Microsoft Corporation.
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